18. Redoxné reakcie (pokračovanie 1)
18.5. ORR peroxidu vodíka
V molekulách peroxidu vodíka H 2 O 2 sú atómy kyslíka v oxidačnom stave –I. Toto je stredný a nie najstabilnejší oxidačný stav atómov tohto prvku, preto peroxid vodíka vykazuje oxidačné aj redukčné vlastnosti.
Redoxná aktivita tejto látky závisí od koncentrácie. V bežne používaných roztokoch s hmotnostným podielom 20% je peroxid vodíka dosť silné oxidačné činidlo v zriedených roztokoch jeho oxidačná aktivita klesá. Redukčné vlastnosti peroxidu vodíka sú menej charakteristické ako oxidačné vlastnosti a tiež závisia od koncentrácie.
Peroxid vodíka je veľmi slabá kyselina (pozri prílohu 13), preto sa v silne alkalických roztokoch jeho molekuly premieňajú na hydroperoxidové ióny.
V závislosti od reakcie média a od toho, či je peroxid vodíka oxidačným alebo redukčným činidlom v tejto reakcii, budú produkty redoxnej interakcie rôzne. Rovnice polovičnej reakcie pre všetky tieto prípady sú uvedené v tabuľke 1.
stôl 1
Rovnice redoxných polovičných reakcií H 2 O 2 v roztokoch
Reakcia prostredia |
H 2 O 2 oxidačné činidlo |
H 2 O 2 redukčné činidlo |
| Kyslé | ||
| Neutrálne | H202 + 2e – = 2OH | H202 + 2H20 – 2e – = 02 + 2H30 |
| Alkalický | H02 + H20 + 2e – = 3OH |
Uvažujme príklady ORR zahŕňajúce peroxid vodíka.
Príklad 1. Napíšte rovnicu pre reakciu, ktorá nastane, keď sa roztok jodidu draselného pridá do roztoku peroxidu vodíka okysleného kyselinou sírovou.
| 1 | H202 + 2H30 + 2e- = 4H20 |
| 1 | 2I – 2e – = I 2 |
H202 + 2H30 +2I = 4H20 + I2
H202 + H2S04 + 2KI = 2H20 + I2 + K2S04
Príklad 2. Napíšte rovnicu pre reakciu manganistanu draselného a peroxidu vodíka vo vodnom roztoku okyslenom kyselinou sírovou.
| 2 | Mn04 + 8H30 + 5e – = Mn2 + 12H20 |
| 5 | H202 + 2H20 – 2e – = 02 + 2H30 |
2Mn04 + 6H30+ + 5H202 = 2Mn2 + 14H20 + 502
2KMn04 + 3H2S04 + 5H202 = 2MnS04 + 8H20 + 502 + K2S04
Príklad 3. Napíšte rovnicu pre reakciu peroxidu vodíka s jodidom sodným v roztoku v prítomnosti hydroxidu sodného.
| 3 | 6 | H02 + H20 + 2e – = 3OH |
| 1 | 2 | I + 6OH – 6e – = IO3 + 3H20 |
3H02 + I = 3OH + IO3
3NaH02 + NaI = 3NaOH + NaIO3
Bez zohľadnenia neutralizačnej reakcie medzi hydroxidom sodným a peroxidom vodíka sa táto rovnica často píše takto:
3H202 + NaI = 3H20 + NaI03 (v prítomnosti NaOH)
Rovnakú rovnicu získame, ak nebudeme okamžite (v štádiu zostavovania bilancie) brať do úvahy tvorbu hydroperoxidových iónov.
Príklad 4. Napíšte rovnicu pre reakciu, ktorá nastane, keď sa oxid olovnatý pridá do roztoku peroxidu vodíka v prítomnosti hydroxidu draselného.
Oxid olovnatý PbO 2 je veľmi silné oxidačné činidlo najmä v kyslom prostredí. Pri redukcii za týchto podmienok vytvára ióny Pb2. V alkalickom prostredí pri redukcii PbO 2 vznikajú ióny.
| 1 | Pb02 + 2H20 + 2e – = + OH |
| 1 | HO2 + OH – 2e – = 02 + H20 |
Pb02 + H20 + H02 = + O2
Bez zohľadnenia tvorby hydroperoxidových iónov je rovnica napísaná takto:
Pb02 + H202 + OH = + 02 + 2H20
Ak bol podľa podmienok úlohy pridaný roztok peroxidu vodíka alkalický, potom by mala byť molekulová rovnica napísaná takto:
Pb02 + H20 + KH02 = K + O2
Ak sa k reakčnej zmesi obsahujúcej zásadu pridá neutrálny roztok peroxidu vodíka, potom možno molekulárnu rovnicu napísať bez toho, aby sa brala do úvahy tvorba hydroperoxidu draselného:
Pb02 + KOH + H202 = K + O2
18.6. ORR dismutácia a intramolekulárna ORR
Medzi redoxnými reakciami sú dismutačné reakcie (disproporcionácia, samooxidácia-samoredukcia).
Príkladom vám známej dismutačnej reakcie je reakcia chlóru s vodou:
Cl2 + H20 HCl + HClO
Pri tejto reakcii sa polovica atómov chlóru (0) oxiduje na oxidačný stav +I a druhá polovica sa redukuje na oxidačný stav –I:
Pomocou metódy elektrón-iónovej rovnováhy zostavme rovnicu pre podobnú reakciu, ktorá nastane, keď chlór prechádza cez studený alkalický roztok, napríklad KOH:
| 1 | Cl2 + 2e – = 2Cl |
| 1 | Cl2 + 4OH – 2e – = 2ClO + 2H20 |
2Cl2 + 4OH = 2Cl + 2ClO + 2H20
Všetky koeficienty v tejto rovnici majú spoločného deliteľa, teda:
Cl2 + 2OH = Cl + ClO + H20
Cl2 + 2KOH = KCl + KClO + H20
Dismutácia chlóru v horúcom roztoku prebieha trochu inak:
| 5 | Cl2 + 2e – = 2Cl | |
| 1 | Cl2 + 12OH – 10e – = 2ClO3 + 6H20 |
3Cl2 + 6OH = 5Cl + Cl03 + 3H20
3Cl2 + 6KOH = 5KCl + KCl03 + 3H20
Veľký praktický význam má dismutácia oxidu dusičitého pri jeho reakcii s vodou ( A) a alkalickými roztokmi ( b):
| A) | N02 + 3H20 – e – = N03 + 2H30 | N02 + 2OH – e – = N03 + H20 | |||
| N02 + H20 + e – = HN02 + OH | NO 2 + e – = NO 2 | ||||
2N02 + 2H20 = N03 + H30 + HN02 |
2N02 + 2OH = N03 + N02 + H20 |
||||
2N02 + H20 = HN03 + HN02 |
2N02 + 2NaOH = NaN03 + NaN02 + H20 |
||||
Dismutačné reakcie sa vyskytujú nielen v roztokoch, ale aj pri zahrievaní pevných látok, napríklad chlorečnanu draselného:
4KCl03 = KCl + 3KCl04
Typickým a veľmi účinným príkladom intramolekulárneho ORR je reakcia tepelného rozkladu dvojchrómanu amónneho (NH 4) 2 Cr 2 O 7. V tejto látke sú atómy dusíka v najnižšom oxidačnom stupni (–III) a atómy chrómu v najvyššom (+VI). Pri izbovej teplote je táto zlúčenina celkom stabilná, ale pri zahrievaní sa intenzívne rozkladá. V tomto prípade sa chróm (VI) transformuje na chróm (III) - najstabilnejší stav chrómu a dusík (–III) - na dusík (0) - tiež najstabilnejší stav. Berúc do úvahy počet atómov v jednotke vzorca rovnice elektrónovej rovnováhy:
| 2Cr +VI + 6e – = 2Cr +III | |
| 2N –III – 6e – = N 2, |
a samotná reakčná rovnica:
(NH4)2Cr207 = Cr203 + N2 + 4H20.
Ďalším dôležitým príkladom intramolekulárneho ORR je tepelný rozklad chloristanu draselného KClO 4 . Pri tejto reakcii sa chlór (VII), ako vždy, keď pôsobí ako oxidačné činidlo, mení na chlór (–I), pričom oxiduje kyslík (–II) na jednoduchú látku:
| 1 | Cl +VII + 8e – = Cl –I | |
| 2 | 2O –II – 4e – = O 2 |
a teda reakčná rovnica
KCl04 = KCl + 202
Chlorečnan draselný KClO 3 sa pri zahrievaní rozkladá podobne, ak sa rozklad uskutočňuje v prítomnosti katalyzátora (MnO 2): 2KClO 3 = 2KCl + 3O 2
V neprítomnosti katalyzátora dochádza k dismutačnej reakcii.
Do skupiny intramolekulárnych redoxných reakcií patria aj reakcie tepelného rozkladu dusičnanov.
Typicky sú procesy, ktoré sa vyskytujú pri zahrievaní dusičnanov, pomerne zložité, najmä v prípade kryštalických hydrátov. Ak sú molekuly vody slabo zadržané v kryštalickom hydráte, potom pri nízkom zahrievaní dusičnany dehydratujú [napríklad LiNO 3. 3H20 a Ca(N03)24H20 sú dehydratované na LiN03 a Ca(N03)2], ale ak je voda viazaná pevnejšie [ako napríklad v Mg(N03)2. 6H20 a Bi(N03)3. 5H 2 O], potom dochádza k akejsi reakcii „intramolekulárnej hydrolýzy“ s tvorbou zásaditých solí - hydroxidových dusičnanov, ktoré sa ďalším zahrievaním môžu zmeniť na oxidové dusičnany (a (NO 3) 6), ktoré sa rozkladajú na oxidy pri vyššia teplota.
Pri zahrievaní sa bezvodé dusičnany môžu rozložiť na dusitany (ak existujú a sú pri tejto teplote stále stabilné) a dusitany sa môžu rozložiť na oxidy. Ak sa zahrieva na dostatočne vysokú teplotu, alebo je príslušný oxid nestabilný (Ag 2 O, HgO), potom produktom tepelného rozkladu môže byť aj kov (Cu, Cd, Ag, Hg).
Trochu zjednodušený diagram tepelného rozkladu dusičnanov je na obr. 5.
Príklady sekvenčných premien, ku ktorým dochádza pri zahrievaní určitých dusičnanov (teploty sú uvedené v stupňoch Celzia):
KNO 3 KNO 2 K 2 O;
Ca(N03)2. 4H20 Ca(N03)2Ca(N02)2CaO;
Mg(N03)2. 6H20 Mg(N03)(OH) MgO;
Cu(N03)2. 6H20 Cu(N03)2CuO Cu20 Cu;
Bi(N03)3. 5H20 Bi(N03)2(OH)Bi(N03)(OH)2(N03)6Bi203.
Napriek zložitosti prebiehajúcich procesov sa pri odpovedi na otázku, čo sa stane, keď sa príslušný bezvodý dusičnan „kalcinuje“ (teda pri teplote 400 – 500 o C), zvyčajne riadi nasledujúcimi extrémne zjednodušenými pravidlami: :
1) dusičnany najaktívnejších kovov (v rade napätí - vľavo od horčíka) sa rozkladajú na dusitany;
2) dusičnany menej aktívnych kovov (v rozsahu napätia - od horčíka po meď) sa rozkladajú na oxidy;
3) dusičnany najmenej aktívnych kovov (v rade napätí - vpravo od medi) sa rozkladajú na kov.
Pri používaní týchto pravidiel treba pamätať na to, že v takýchto podmienkach
LiNO 3 sa rozkladá na oxid,
Be(NO 3) 2 sa pri vyššej teplote rozkladá na oxid,
z Ni(N03)2 možno okrem NiO získať aj Ni(N02)2,
Mn(NO 3) 2 sa rozkladá na Mn 2 O 3,
Fe(N03)2 sa rozkladá na Fe203;
z Hg(NO 3) 2 možno okrem ortuti získať aj jej oxid.
Pozrime sa na typické príklady reakcií patriacich do týchto troch typov:
KNO 3 KNO 2 + O 2
2KN03 = 2KN02 + O2 |
Zn(N03)2ZnO + N02 + O2
2Zn(N03)2 = 2ZnO + 4N02 + O2 |
AgNO 3 Ag + NO 2 + O 2 18.7. Redoxné komutačné reakcie Tieto reakcie môžu byť intermolekulárne alebo intramolekulárne. Napríklad intramolekulárne ORR, ktoré sa vyskytujú počas tepelného rozkladu dusičnanu amónneho a dusitanu, patria ku komutačným reakciám, pretože tu je oxidačný stav dusíkových atómov vyrovnaný: NH4NO3 = N20 + 2H20 (asi 200 °C) Pri vyššej teplote (250 - 300 o C) sa dusičnan amónny rozkladá na N 2 a NO a pri ešte vyššej teplote (nad 300 o C) - na dusík a kyslík, pričom v oboch prípadoch vzniká voda. Príkladom intermolekulárnej komutačnej reakcie je reakcia, ku ktorej dochádza, keď sa spoja horúce roztoky dusitanu draselného a chloridu amónneho: NH4 + N02 = N2 + 2H20 NH4CI + KN02 = KCI + N2 + 2H20 Ak sa podobná reakcia uskutoční zahrievaním zmesi kryštalického síranu amónneho a dusičnanu vápenatého, potom v závislosti od podmienok môže reakcia prebiehať rôznymi spôsobmi: (NH4)2S04 + Ca(N03)2 = 2N20 + 4H20 + CaS04 (t< 250 o C) Prvá a tretia z týchto reakcií sú komutačné reakcie, druhá je zložitejšia reakcia, zahŕňajúca ako komutáciu atómov dusíka, tak aj oxidáciu atómov kyslíka. Ktorá reakcia nastane pri teplotách nad 250 o C, závisí od pomeru činidiel. Konverzné reakcie vedúce k tvorbe chlóru sa vyskytujú, keď sa soli chlórových kyselín s obsahom kyslíka spracovávajú kyselinou chlorovodíkovou, napríklad: 6HCl + KCl03 = KCl + 3Cl2 + 3H20 Tiež komutačnou reakciou vzniká síra z plynného sírovodíka a oxidu siričitého: 2H2S + S02 = 3S + 2H20 Komutácie OVR sú pomerne početné a rôznorodé - zahŕňajú dokonca aj niektoré acidobázické reakcie, napríklad: NaH + H20 = NaOH + H2. Na zostavenie komutačných rovníc ORR sa používajú elektrónovo-iónové aj elektrónové rovnováhy v závislosti od toho, či reakcia prebieha v roztoku alebo nie. 18.8. Elektrolýza Pri štúdiu kapitoly IX ste sa oboznámili s elektrolýzou tavenín rôznych látok. Pretože mobilné ióny sú prítomné aj v roztokoch, môžu byť elektrolýze podrobené aj roztoky rôznych elektrolytov. Pri elektrolýze taveniny aj pri elektrolýze roztokov sa zvyčajne používajú elektródy vyrobené z nereaktívneho materiálu (grafit, platina atď.), ale niekedy sa elektrolýza vykonáva pomocou „rozpustnej“ anódy. „Rozpustná“ anóda sa používa v prípadoch, keď je potrebné získať elektrochemické spojenie prvku, z ktorého je anóda vyrobená. Pri elektrolýze je veľmi dôležité, či sú anódové a katódové priestory oddelené, alebo dochádza k zmiešaniu elektrolytu počas reakcie - reakčné produkty sa v týchto prípadoch môžu ukázať ako odlišné. Uvažujme o najdôležitejších prípadoch elektrolýzy. 1. Elektrolýza taveniny NaCl. Elektródy sú inertné (grafit), anódový a katódový priestor sú oddelené. Ako už viete, v tomto prípade sa na katóde a anóde vyskytujú nasledujúce reakcie: K: Na + e – = Na Po napísaní rovníc pre reakcie prebiehajúce na elektródach týmto spôsobom získame polovičné reakcie, s ktorými sa môžeme vysporiadať úplne rovnakým spôsobom ako v prípade použitia metódy elektrón-iónovej rovnováhy:
Pridaním týchto rovníc polovičnej reakcie získame iónovú rovnicu elektrolýzy 2Na + 2Cl 2Na + Cl2 a potom molekulárne 2NaCl2Na + Cl2 V tomto prípade musia byť katódové a anódové priestory oddelené, aby produkty reakcie navzájom nereagovali. Priemyselne sa táto reakcia využíva na výrobu kovového sodíka. 2. Elektrolýza taveniny K2CO3. Elektródy sú inertné (platina). Katódový a anódový priestor sú oddelené.
4K+ + 2CO32 4K + 2CO2 + O2 3. Elektrolýza vody (H 2 O). Elektródy sú inertné.
4H30 + 4OH 2H2 + 02 + 6H20 2H20 2H2 + 02 Voda je veľmi slabý elektrolyt, obsahuje veľmi málo iónov, preto elektrolýza čistej vody prebieha extrémne pomaly. 4. Elektrolýza roztoku CuCl 2. Grafitové elektródy. Systém obsahuje katióny Cu 2 a H 3 O, ako aj anióny Cl a OH. Ióny Cu 2 sú silnejšie oxidanty ako ióny H 3 O (pozri napäťový rad), preto sa na katóde najskôr vybijú ióny medi a až keď ich zostane veľmi málo, vybijú sa oxóniové ióny. V prípade aniónov sa môžete riadiť nasledujúcim pravidlom: |
Reakcie, ktoré sa nazývajú redoxné reakcie (ORR), sa vyskytujú so zmenou oxidačných stavov atómov obsiahnutých v molekulách činidla. K týmto zmenám dochádza v dôsledku prenosu elektrónov z atómov jedného prvku na druhý.
Procesy vyskytujúce sa v prírode a uskutočňované ľuďmi väčšinou predstavujú OVR. Také dôležité procesy ako dýchanie, metabolizmus, fotosyntéza (6CO2 + H2O = C6H12O6 + 6O2) sú všetky OVR.
V priemysle sa pomocou ORR vyrába kyselina sírová, kyselina chlorovodíková a mnoho ďalších.
Získavanie kovov z rúd – vlastne základ celého hutníckeho priemyslu – je tiež oxidačno-redukčný proces. Napríklad reakcia na výrobu železa z hematitu: 2Fe2O3 + 3C = 4Fe+3CO2.
Oxidačné činidlá a redukčné činidlá: charakteristika
Atómy, ktoré darujú elektróny počas chemickej transformácie, sa nazývajú redukčné činidlá a ich oxidačný stav (CO) sa v dôsledku toho zvyšuje. Atómy, ktoré prijímajú elektróny, sa nazývajú oxidačné činidlá a ich CO klesá.
Hovorí sa, že oxidačné činidlá sa redukujú prijatím elektrónov a redukčné činidlá sa oxidujú stratou elektrónov.
Najvýznamnejší predstavitelia oxidačných a redukčných činidiel sú uvedení v nasledujúcej tabuľke:
| Typické oxidačné činidlá | Typické redukčné činidlá |
| Jednoduché látky pozostávajúce z prvkov s vysokou elektronegativitou (nekovy): jód, fluór, chlór, bróm, kyslík, ozón, síra atď. | Jednoduché látky pozostávajúce z atómov prvkov s nízkou elektronegativitou (kovy alebo nekovy): vodík H2, uhlík C ( grafit), zinok Zn, hliník Al, vápnik Ca, bárium Ba, železo Fe, chróm Cr a tak ďalej. |
Molekuly alebo ióny obsahujúce kovové alebo nekovové atómy s vysokými oxidačnými stavmi:
|
Molekuly alebo ióny obsahujúce atómy kovov alebo nekovov s nízkym oxidačným stavom:
|
| Iónové zlúčeniny obsahujúce katióny niektorých kovov s vysokým CO: Pb3+, Au3+, Ag+, Fe3+ a iné. | Organické zlúčeniny: alkoholy, kyseliny, aldehydy, cukry. |
Na základe periodického zákona chemických prvkov možno najčastejšie predpokladať redoxné schopnosti atómov konkrétneho prvku. Z reakčnej rovnice je tiež ľahké pochopiť, ktoré atómy sú oxidačným činidlom a redukčným činidlom.
Ako zistiť, či je atóm oxidačným činidlom alebo redukčným činidlom: stačí zapísať CO a pochopiť, ktoré atómy ho počas reakcie zvýšili (redukčné činidlá) a ktoré ho znížili (oxidačné činidlá).
Látky s dvojakým charakterom
Atómy s medziproduktmi CO sú schopné prijímať aj darovať elektróny, v dôsledku toho budú mať látky obsahujúce takéto atómy vo svojom zložení príležitosť pôsobiť ako oxidačné činidlo aj ako redukčné činidlo.
Príkladom môže byť peroxid vodíka. Kyslík obsiahnutý v CO-1 môže elektrón buď prijať, alebo ho odovzdať.
Pri interakcii s redukčným činidlom vykazuje peroxid oxidačné vlastnosti a pri interakcii s oxidačným činidlom vykazuje redukčné vlastnosti.
Môžete sa na to bližšie pozrieť pomocou nasledujúcich príkladov:
- redukcia (peroxid pôsobí ako oxidačné činidlo) pri interakcii s redukčným činidlom;
S02 + H202 = H2S04
О -1 +1е = О -2
- oxidácia (peroxid je v tomto prípade redukčné činidlo) pri interakcii s oxidačným činidlom.
2KMnO4 + 5H2O2 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5O2 + K2SO4 + 8H2O
2О -1 -2е = О2 0
Klasifikácia OVR: príklady
Rozlišujú sa tieto typy redoxných reakcií:
- intermolekulárna oxidačno-redukcia (oxidačné činidlo a redukčné činidlo sú obsiahnuté v rôznych molekulách);
- intramolekulárna oxidačno-redukcia (oxidačné činidlo je súčasťou rovnakej molekuly ako redukčné činidlo);
- disproporcionácia (oxidačné činidlo a redukčné činidlo sú atómom toho istého prvku);
- reproporcionácia (oxidačné činidlo a redukčné činidlo tvoria v dôsledku reakcie jeden produkt).
Príklady chemických transformácií súvisiacich s rôznymi typmi ORR:
- Intramolekulárne ORR sú najčastejšie reakcie tepelného rozkladu látky:
2KCLO3 = 2KCI + 302
(NH4)2Cr207 = N2 + Cr203 + 4H20
2NaN03 = 2NaN02 + O2
- Intermolekulárne OVR:
3Cu + 8HNO3 = 3Cu(N03)2 + 2NO + 4H20
2Al + Fe2O3 = Al2O3 + 2Fe
- Disproporčné reakcie:
3Br2 + 6KOH = 5KBr + KBr03 + 6H20
3HN02 = HN03 + 2NO + H20
2NO2 + H2O = HNO3 + HNO2
4KC103 = KCI + 3KC104
- Reproporcionálne reakcie:
2H2S + S02 = 3S + 2H20
HOCl + HCl = H20 + Cl2
Aktuálne a neaktuálne OVR
Redoxné reakcie sa tiež delia na prúdové a neprúdové.
Prvým prípadom je výroba elektrickej energie chemickou reakciou (takéto zdroje energie možno použiť v motoroch strojov, v rádiové zariadenia, ovládacie zariadenia), alebo elektrolýza, teda chemická reakcia, naopak, nastáva v dôsledku elektriny (pomocou elektrolýzy môžete získať rôzne látky, upravovať povrchy kovov a výrobkov z nich).
Príklady bezprúdový OVR môžeme menovať procesy horenia, korózie kovov, dýchanie a fotosyntézu atď.
Metóda elektrónovej rovnováhy ORR v chémii
Rovnice väčšiny chemických reakcií sa dajú vyrovnať jednoduchým výberom stechiometrické koeficienty. Pri výbere koeficientov pre ORR sa však môžete stretnúť so situáciou, že počet atómov niektorých prvkov nemožno vyrovnať bez porušenia rovnosti počtu atómov iných. V rovniciach takýchto reakcií sa koeficienty vyberajú pomocou metódy elektronickej rovnováhy.
Metóda je založená na skutočnosti, že súčet elektrónov prijatých oxidačným činidlom a počet vydaných redukčným činidlom sa uvedie do rovnováhy.
Metóda pozostáva z niekoľkých fáz:
- Je napísaná reakčná rovnica.
- Stanovia sa referenčné hodnoty prvkov.
- Určujú sa prvky, ktoré v dôsledku reakcie zmenili svoje oxidačné stavy. Oxidačné a redukčné polovičné reakcie sa zaznamenávajú oddelene.
- Faktory pre rovnice polovičnej reakcie sú zvolené tak, aby sa vyrovnali elektróny prijaté v polovičnej redukcii a elektróny darované pri polovičnej oxidácii.
- Zvolené koeficienty sa vložia do reakčnej rovnice.
- Zostávajúce reakčné koeficienty sa vyberú.
Pomocou jednoduchého príkladu interakcie hliníka s kyslíkom je vhodné napísať rovnicu krok za krokom:
- Rovnica: Al + O2 = Al2O3
- COs atómov v jednoduchých látkach hliníka a kyslíka sa rovnajú 0.
Al 0 + 02 0 = Al +3 20 -2 3
- Zostavme polovičné reakcie:
Alo-3e = Al +3;
02o+4e = 20-2
- Vyberáme koeficienty, pri ktorých sa počet prijatých elektrónov a počet daných elektrónov vynásobí:
Al 0 -3е = Al +3 koeficient 4;
O2 0 +4e = 2O -2 koeficient 3.
- Koeficienty umiestnime do reakčného diagramu:
4 Al+ 3 O2 = A1203
- Je vidieť, že na vyrovnanie celej reakcie stačí pred reakčný produkt umiestniť koeficient:
4Al + 302 = 2 Al203
Príklady úloh na prípravu elektronickej váhy
Môže nastať nasledovné nastavovacie úlohy OVR:
- Interakcia manganistanu draselného s chloridom draselným v kyslom prostredí s uvoľňovaním plynného chlóru.
Manganistan draselný KMnO4 (manganistan draselný, „manganistan draselný“) je silné oxidačné činidlo, pretože v KMnO4 je oxidačný stav Mn +7. Často sa používa na výrobu plynného chlóru v laboratóriu pomocou nasledujúcej reakcie:
KCl + KMnO4 + H2SO4 = Cl2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O
K +1 Cl -1 + K +1 Mn +7 O4 -2 + H2 +1 S +6 O4 -2 = Cl2 0 + Mn +2 S +6 O4 -2 + K2 +1 S +6 O4 -2 + H2+10-2
Elektronická váha:
Ako je možné vidieť po usporiadaní CO, atómy chlóru sa vzdávajú elektrónov, čím sa ich CO zvyšuje na 0, a atómy mangánu prijímajú elektróny:
Mn+7+5e = Mn+2 faktor dva;
2Cl -1 -2е = Cl2 0 multiplikátor päť.
Koeficienty zadáme do rovnice podľa zvolených faktorov:
10 K+1Cl-1+ 2 K+1Mn+704-2 +H2S04= 5 Cl20+ 2 Mn+2S+604-2 + K2SO4 + H2O
Vyrovnáme počet zostávajúcich prvkov:
10 KCl + 2 KMnO4 + 8 H2S04 = 5C12 + 2MnS04+ 6 K2SO4+ 8 H2O
- Interakcia medi (Cu) s koncentrovanou kyselinou dusičnou (HNO3) s uvoľňovaním plynného oxidu dusnatého (NO2):
Cu + HN03(konc.) = N02 + Cu(N03)2 + 2H20
Cuo + H +1 N +5 O3 -2 = N +4 O2 + Cu +2 (N +5 O3 -2)2 + H2 +1 O -2
Elektronická váha:
Ako vidíte, atómy medi zvyšujú svoj CO z nuly na dva a atómy dusíka klesajú z +5 na +4
Cuo-2e = Cu +2 faktor jedna;
N +5 +1e = N +4 faktor dva.
Koeficienty dáme do rovnice:
Cu 0 + 4 H+1N+503-2= 2 N+402 + Cu +2 (N +503-2)2 + H2+10-2
Cu+ 4 HN03 (konc.) = 2 N02 + Cu (NO3)2 + 2 H2O
- Interakcia dvojchrómanu draselného s H2S v kyslom prostredí:
Zapíšme si reakčnú schému a usporiadame CO:
K2 +1 Cr2 +6 O7 -2 + H2 +1 S -2 + H2 +1 S +6 O4 -2 = S 0 + Cr2 +3 (S +6 O4 -2)3 + K2 +1 S +6 O4 -2 + H20
S -2 –2e = koeficient S 0 3;
2Cr +6 +6e = 2Cr +3 koeficient 1.
Nahradíme:
К2Сr2О7 + 3Н2S + Н2SO4 = 3S + Сr2(SO4)3 + K2SO4 + Н2О
Zostávajúce prvky vyrovnáme:
К2Сr2О7 + 3Н2S + 4Н2SO4 = 3S + Сr2(SO4)3 + K2SO4 + 7Н2О
Vplyv reakčného prostredia
Charakter prostredia ovplyvňuje priebeh niektorých OVR. Úlohu reakčného média je možné vidieť na príklade interakcie manganistanu draselného (KMnO4) a siričitanu sodného (Na2SO3) pri rôznych hodnotách pH:
- Na2SO3 + KMnO4 = Na2S04 + MnSO4 + K2SO4 (pH<7 кислая среда);
- Na2SO3 + KMnO4 = Na2S04 + Mn02 + KOH (pH = 7 neutrálne prostredie);
- Na2SO3 + KMnO4 = Na2SO4 + K2MnO4 + H2O (pH >7 alkalické prostredie).
Je vidieť, že zmena kyslosti média vedie k tvorbe rôznych produktov interakcie tých istých látok. Keď sa zmení kyslosť média, vyskytujú sa aj v prípade iných činidiel vstupujúcich do ORR. Podobne ako v príkladoch uvedených vyššie, reakcie zahŕňajúce dichromátový ión Cr2O7 2- sa vyskytnú s tvorbou rôznych reakčných produktov v rôznych prostrediach:
v kyslom prostredí bude produktom Cr 3+;
v alkalickom - CrO2 -, CrO3 3+;
v neutrálnom - Cr2O3.
So zvyšujúcim sa oxidačným stavom dochádza k oxidačnému procesu a samotná látka je redukčným činidlom. Keď sa oxidačný stav zníži, nastáva redukčný proces a samotná látka je oxidačným činidlom.
Opísaná metóda na vyrovnanie ORR sa nazýva „metóda rovnováhy podľa oxidačných stavov“.
Prezentovaný vo väčšine učebníc chémie a široko používaný v praxi metóda elektronickej váhy na vyrovnanie ORR možno použiť s výhradou, že oxidačný stav sa nerovná náboju.
2. Metóda polovičnej reakcie.
V tých prípadoch, keď reakcia prebieha vo vodnom roztoku (tavenine), pri zostavovaní rovníc nevychádzajú zo zmien oxidačného stavu atómov, ktoré tvoria reagujúce látky, ale zo zmien nábojov skutočných častíc, tj. , berú do úvahy formu existencie látok v roztoku (jednoduchý alebo komplexný ión, atóm alebo molekula nerozpustenej alebo slabo disociujúcej látky vo vode).
V tomto prípade pri zostavovaní iónových rovníc redoxných reakcií je potrebné dodržiavať rovnakú formu písania, ktorá je akceptovaná pre iónové rovnice výmennej povahy, a to: zle rozpustné, mierne disociované a plynné zlúčeniny by sa mali písať v molekulárnej forme a ióny, ktoré áno nezmeniť ich stav by mali byť vylúčené z rovnice. V tomto prípade sa procesy oxidácie a redukcie zaznamenávajú vo forme oddelených polovičných reakcií. Po ich vyrovnaní počtom atómov každého typu sa sčítajú polovičné reakcie, pričom každá sa vynásobí koeficientom, ktorý vyrovnáva zmenu náboja oxidačného činidla a redukčného činidla.
Metóda polovičnej reakcie presnejšie odráža skutočné zmeny látok počas redoxných reakcií a uľahčuje zostavovanie rovníc pre tieto procesy v iónovo-molekulárnej forme.
Pretože z toho istého činidlá rôzne produkty možno získať v závislosti od povahy média (kyslé, alkalické, neutrálne pre takéto reakcie v iónovej schéme, okrem častíc, ktoré vykonávajú funkcie oxidačného činidla a redukčného činidla, častica charakterizujúca reakciu); média (t. j. H+ ión alebo OH ión - alebo molekula H20).
Príklad 5. Pomocou metódy polovičnej reakcie usporiadajte koeficienty v reakcii:
KMnO4 + KNO2 + H2SO4® MnSO4 + KNO3 + K2S04 + H20.
Riešenie. Reakciu zapisujeme v iónovej forme, berúc do úvahy, že všetky látky okrem vody disociujú na ióny:
MnO4 - + N02 - + 2H + ® Mn2+ + N03 - + H20
(K + a SO 4 2 - zostávajú nezmenené, preto nie sú uvedené v iónovej schéme). Z iónového diagramu je zrejmé, že oxidačné činidlo manganistanový ión(MnO 4 -) sa mení na ión Mn 2+ a uvoľňujú sa štyri atómy kyslíka.
V kyslom prostredí Každý atóm kyslíka uvoľnený oxidačným činidlom sa viaže na 2H + za vzniku molekuly vody.
to znamená: Mn04- + 8H++ 5® Mn2+ + 4H20.
Nájdeme rozdiel v nábojoch produktov a činidiel: Dq = +2-7 = -5 (znamienko „-“ znamená, že prebieha proces redukcie a k činidlám sa pridá 5). Pre druhý proces, konverziu NO 2 - na NO 3 -, chýbajúci kyslík prichádza z vody do redukčného činidla a v dôsledku toho sa vytvára nadbytok iónov H +, v tomto prípade činidlá strácajú 2 :
N02- + H20-2® N03- + 2H+.
Tak dostaneme:
2 | Mn04 - + 8H++ 5® Mn2+ + 4H20 (redukcia),
5 | N02- + H20-2® N03- + 2H+ (oxidácia).
Vynásobením členov prvej rovnice 2 a druhej 5 a ich pridaním dostaneme iónovo-molekulárnu rovnicu tejto reakcie:
2Mn04- + 16H++ 5N02- + 5H20 = 2Mn2+ + 8H20 + 5N03- + 10H+.
Zrušením identických častíc na ľavej a pravej strane rovnice nakoniec získame iónovo-molekulárnu rovnicu:
2Mn04- + 5N02- + 6H+ = 2Mn2+ + 5N03- + 3H20.
Pomocou iónovej rovnice vytvoríme molekulovú rovnicu:
2KMn04 + 5KN02 + 3H2S04 = 2MnS04 + 5KN03 + K2S04 + 3H20.
V alkalickom a neutrálnom prostredí dá sa viesť nasledujúce pravidlá: v alkalickom a neutrálnom prostredí sa každý atóm kyslíka uvoľnený oxidačným činidlom zlúči s jednou molekulou vody, čím sa vytvoria dva hydroxidové ióny (2OH -), a každý chýbajúci jeden prejde do redukčného činidla z iónov 2 OH - za vzniku jednej molekuly vody v alkalickom prostredí a v neutrálnom pochádza z vody s uvoľňovaním 2 H + iónov.
Ak podieľa sa na redoxnej reakcii peroxid vodíka(H 2 O 2), treba brať do úvahy úlohu H 2 O 2 v špecifickej reakcii. V H 2 O 2 je kyslík v strednom oxidačnom stave (-1), preto peroxid vodíka vykazuje redoxnú dualitu v redoxných reakciách. V prípadoch, keď je H202 oxidačné činidlo polovičné reakcie majú nasledujúci tvar:
H202 + 2H++ 2? ® 2H20 (kyslé prostredie);
H202+2? ® 2OH - (neutrálne a alkalické prostredie).
Ak je peroxid vodíka redukčné činidlo:
H202-2? ®02 + 2H+ (kyslé prostredie);
H202 + 2OH--2? ®02 + 2H20 (alkalické a neutrálne).
Príklad 6. Vyrovnajte reakciu: KI + H 2 O 2 + H 2 SO 4 ® I 2 + K 2 SO 4 + H 2 O.
Riešenie. Reakciu zapíšeme v iónovej forme:
I- + H202 + 2H + ® I2 + S042 - + H20.
Polovičné reakcie skladáme, pričom berieme do úvahy, že H2O2 je v tejto reakcii oxidačným činidlom a reakcia prebieha v kyslom prostredí:
1 2I -- 2 = I 2,
1H202 + 2H++2® 2H20.
Konečná rovnica je: 2KI + H202 + H2S04®I2 + K2S04 + 2H20.
Existujú štyri typy redoxných reakcií:
1 . intermolekulárny redoxné reakcie, pri ktorých sa menia oxidačné stavy atómov prvkov, ktoré tvoria rôzne látky. Reakcie diskutované v príkladoch 2 až 6 patria k tomuto typu.
2 . Intramolekulárne redoxné reakcie, pri ktorých oxidačný stav mení atómy rôznych prvkov tej istej látky. Reakcie tepelného rozkladu zlúčenín prebiehajú týmto mechanizmom. Napríklad v reakcii
Pb(N03)2® PbO + N02 + O2
mení oxidačný stav dusíka (N +5 ® N +4) a atómu kyslíka (O - 2 ® O 2 0) nachádzajúceho sa vo vnútri molekuly Pb(NO 3) 2.
3. Samooxidačno-samoliečebné reakcie(disproporcionácia, dismutácia). V tomto prípade sa oxidačný stav toho istého prvku zvyšuje aj znižuje. Disproporcionačné reakcie sú charakteristické pre zlúčeniny alebo prvky látok zodpovedajúce jednému zo stredných oxidačných stavov prvku.
Príklad 7. Pomocou všetkých vyššie uvedených metód vyrovnajte reakciu:
Riešenie.
A) Metóda rovnováhy oxidačného stavu.
Stanovme oxidačné stupne prvkov zapojených do redoxného procesu pred a po reakcii:
K2Mn04 + H20® KMn04 + Mn02 + KOH.
Z porovnania oxidačných stavov vyplýva, že mangán sa súčasne zúčastňuje na oxidačnom procese, pričom oxidačný stav zvyšuje z +6 na +7 a v procese redukcie znižuje oxidačný stav z +6 na +4,2 Mn +6 ® Mn +7; Dw = 7-6 = +1 (oxidačný proces, redukčné činidlo),
1 Mn+6® Mn+4; Dw = 4-6 = -2 (redukčný proces, oxidačné činidlo).
Keďže pri tejto reakcii je oxidačné činidlo a redukčné činidlo tá istá látka (K 2 MnO 4), koeficienty pred ňou sa spočítajú. Napíšeme rovnicu:
3K2Mn04 + 2H20 = 2KMn04 + Mn02 + 4KOH.
b) Metóda polovičnej reakcie.
Reakcia prebieha v neutrálnom prostredí. Zostavíme schému iónovej reakcie, berúc do úvahy, že H20 je slabý elektrolyt a Mn02 je vo vode zle rozpustný oxid:
MnO 4 2 - + H 2 O ® MnO 4 - + ¯ MnO 2 + OH - .
Zapisujeme polovičné reakcie:
2 Mn042 - -? ® MnO 4 - (oxidácia),
1 Mn042- + 2H20 + 2? ® Mn02 + 4OH - (redukcia).
Vynásobíme koeficientmi a spočítame obe polovičné reakcie, dostaneme celkovú iónovú rovnicu:
3Mn042- + 2H20 = 2Mn04- + Mn02 + 4OH-.
Molekulárna rovnica: 3K2MnO4 + 2H20 = 2KMnO4 + Mn02 + 4KOH.
V tomto prípade je K2MnO4 oxidačné aj redukčné činidlo.
4. Vnútromolekulárne oxidačno-redukčné reakcie, pri ktorých sa oxidačné stavy atómov toho istého prvku vyrovnávajú (t. j. naopak, ako už boli diskutované), sú procesy kontradisproporcie(prepínanie), napr
NH4N02®N2 + 2H20.
1 2N - 3 - 6? ® N 2 0 (oxidačný proces, redukčné činidlo),
1 2N +3 + 6?® N 2 0 (redukčný proces, oxidačné činidlo).
Tie najťažšie sú redoxné reakcie, pri ktorých sa súčasne oxidujú alebo redukujú atómy alebo ióny nie jedného, ale dvoch alebo viacerých prvkov.
Príklad 8. Pomocou vyššie uvedených metód vyrovnajte reakciu:
3 -2 +5 +5 +6 +2
As 2 S 3 + HNO 3 ® H 3 AsO 4 + H 2 SO 4 + NO.
Úloha č.1
Si + HNO 3 + HF → H 2 SiF 6 + NO + …
N +5 + 3e → N +2 │4 redukčná reakcia
Si 0 − 4e → Si +4 │3 oxidačná reakcia
N +5 (HNO 3) – oxidačné činidlo, Si – redukčné činidlo
3Si + 4HNO3 + 18HF → 3H2SiF6 + 4NO +8H20
Úloha č.2
Pomocou metódy elektrónovej rovnováhy vytvorte rovnicu pre reakciu:
B+ HNO 3 + HF → HBF 4 + NO 2 + …
Identifikujte oxidačné činidlo a redukčné činidlo.
N +5 + 1e → N +4 │3 redukčná reakcia
B 0 -3e → B +3 │1 oxidačná reakcia
N +5 (HNO 3) – oxidačné činidlo, B 0 – redukčné činidlo
B+ 3HNO3 + 4HF → HBF4 + 3NO2 + 3H20
Úloha č.3
Pomocou metódy elektrónovej rovnováhy vytvorte rovnicu pre reakciu:
K 2 Cr 2 O 7 + HCl → Cl 2 + KCl + … + …
Identifikujte oxidačné činidlo a redukčné činidlo.
2Cl -1 -2e → Cl 2 0 │3 oxidačná reakcia
Cr +6 (K 2 Cr 2 O 7) – oxidačné činidlo, Cl -1 (HCl) – redukčné činidlo
K2Cr207 + 14HCl → 3Cl2 + 2KCl + 2CrCl3 + 7H20
Úloha č.4
Pomocou metódy elektrónovej rovnováhy vytvorte rovnicu pre reakciu:
Cr 2 (SO 4) 3 + … + NaOH → Na2CrO4 + NaBr + … + H20
Identifikujte oxidačné činidlo a redukčné činidlo.
Redukčná reakcia Br20 + 2e → 2Br -1 │3
2Cr +3 - 6e → 2Cr +6 │1 oxidačná reakcia
Br 2 – oxidačné činidlo, Cr +3 (Cr 2 (SO 4) 3) – redukčné činidlo
Cr2(S04)3 + 3Br2 + 16NaOH → 2Na2CrO4 + 6NaBr + 3Na2S04 + 8H20
Úloha č.5
Pomocou metódy elektrónovej rovnováhy vytvorte rovnicu pre reakciu:
K2Cr207 + … + H2SO4 → l2 + Cr2 (SO 4) 3 + … + H2O
Identifikujte oxidačné činidlo a redukčné činidlo.
2Cr +6 + 6e → 2Cr +3 │1 redukčná reakcia
2I -1 -2e → l 2 0 │3 oxidačná reakcia
Cr +6 (K 2 Cr 2 O 7) – oxidačné činidlo, l -1 (Hl) – redukčné činidlo
K2Cr207 + 6HI + 4H2SO4 → 3l2 + Cr2(SO4)3 + K2S04 + 7H20
Úloha č.6
Pomocou metódy elektrónovej rovnováhy vytvorte rovnicu pre reakciu:
H 2 S + HMnO 4 → S + MnO 2 + …
Identifikujte oxidačné činidlo a redukčné činidlo.
3H2S + 2HMn04 → 3S + 2Mn02 + 4H20
Úloha č.7
Pomocou metódy elektrónovej rovnováhy vytvorte rovnicu pre reakciu:
H 2 S + HClO 3 → S + HCl + …
Identifikujte oxidačné činidlo a redukčné činidlo.
S -2 -2e → S 0 │3 oxidačná reakcia
Mn +7 (HMnO 4) – oxidačné činidlo, S -2 (H 2 S) – redukčné činidlo
3H2S + HCl03 -> 3S + HCl + 3H20
Úloha č.8
Pomocou metódy elektrónovej rovnováhy vytvorte rovnicu pre reakciu:
NO + HClO 4 + … → HNO 3 + HCl
Identifikujte oxidačné činidlo a redukčné činidlo.
Cl +7 + 8e → Cl -1 │3 redukčná reakcia
N +2 -3e → N +5 │8 oxidačná reakcia
Cl +7 (HClO 4) – oxidačné činidlo, N +2 (NO) – redukčné činidlo
8NO + 3HClO4 + 4H20 -> 8HNO3 + 3HCl
Úloha č.9
Pomocou metódy elektrónovej rovnováhy vytvorte rovnicu pre reakciu:
KMnO 4 + H 2 S + H 2 SO 4 → MnSO 4 + S + … + …
Identifikujte oxidačné činidlo a redukčné činidlo.
S -2 -2e → S 0 │5 oxidačná reakcia
Mn +7 (KMnO 4) – oxidačné činidlo, S -2 (H 2 S) – redukčné činidlo
2KMnO4 + 5H2S + 3H2S04 → 2MnS04 + 5S + K2S04 + 8H20
Úloha č.10
Pomocou metódy elektrónovej rovnováhy vytvorte rovnicu pre reakciu:
KMnO 4 + KBr + H 2 SO 4 → MnSO 4 + Br 2 + … + …
Identifikujte oxidačné činidlo a redukčné činidlo.
Mn +7 + 5e → Mn +2 │2 redukčná reakcia
2Br -1 -2e → Br 2 0 │5 oxidačná reakcia
Mn +7 (KMnO 4) – oxidačné činidlo, Br -1 (KBr) – redukčné činidlo
2KMnO4 + 10KBr + 8H2S04 → 2MnS04 + 5Br2 + 6K2S04 + 8H20
Úloha č.11
Pomocou metódy elektrónovej rovnováhy vytvorte rovnicu pre reakciu:
PH 3 + HClO 3 → HCl + …
Identifikujte oxidačné činidlo a redukčné činidlo.
Cl +5 + 6e → Cl-1 │4 redukčná reakcia
Cl +5 (HClO 3) – oxidačné činidlo, P -3 (H 3 PO 4) – redukčné činidlo
3PH3 + 4HCl03 -> 4HCl + 3H3P04
Úloha č.12
Pomocou metódy elektrónovej rovnováhy vytvorte rovnicu pre reakciu:
PH 3 + HMnO 4 → MnO 2 + … + …
Identifikujte oxidačné činidlo a redukčné činidlo.
Mn +7 + 3e → Mn +4 │8 redukčná reakcia
P -3 − 8e → P +5 │3 oxidačná reakcia
Mn +7 (HMnO 4) – oxidačné činidlo, P -3 (H 3 PO 4) – redukčné činidlo
3PH3 + 8HMnO4 → 8Mn02 + 3H3PO4 + 4H20
Úloha č.13
Pomocou metódy elektrónovej rovnováhy vytvorte rovnicu pre reakciu:
NO + KClO + … → KNO 3 + KCl + …
Identifikujte oxidačné činidlo a redukčné činidlo.
Cl +1 + 2e → Cl -1 │3 redukčná reakcia
N +2 − 3e → N +5 │2 oxidačná reakcia
Cl +1 (KClO) – oxidačné činidlo, N +2 (NO) – redukčné činidlo
2NO + 3KClO + 2KOH → 2KNO3 + 3KCl + H20
Úloha č.14
Pomocou metódy elektrónovej rovnováhy vytvorte rovnicu pre reakciu:
PH 3 + AgNO 3 + … → Ag + … + HNO 3
Identifikujte oxidačné činidlo a redukčné činidlo.
Ag +1 + 1e → Ag 0 │8 redukčná reakcia
P -3 - 8e → P +5 │1 oxidačná reakcia
Ag +1 (AgNO 3) – oxidačné činidlo, P -3 (PH 3) – redukčné činidlo
PH 3 + 8AgNO3 + 4H20 → 8Ag + H3PO4 + 8HNO3
Úloha č.15
Pomocou metódy elektrónovej rovnováhy vytvorte rovnicu pre reakciu:
KNO 2 + … + H 2 SO 4 → I 2 + NO + … + …
Identifikujte oxidačné činidlo a redukčné činidlo.
N +3 + 1e → N +2 │ 2 redukčná reakcia
2I -1 − 2e → I 2 0 │ 1 oxidačná reakcia
N +3 (KNO 2) – oxidačné činidlo, I -1 (HI) – redukčné činidlo
2KNO2 + 2HI + H2SO4 → I2 + 2NO + K2S04 + 2H20
Úloha č.16
Pomocou metódy elektrónovej rovnováhy vytvorte rovnicu pre reakciu:
Na2S03 + Cl2 + … → Na2S04 + …
Identifikujte oxidačné činidlo a redukčné činidlo.
Cl20 + 2e → 2Cl -1 │1 redukčná reakcia
Cl 2 0 – oxidačné činidlo, S +4 (Na 2 SO 3) – redukčné činidlo
Na2S03 + Cl2 + H20 → Na2S04 + 2HCl
Úloha č.17
Pomocou metódy elektrónovej rovnováhy vytvorte rovnicu pre reakciu:
KMnO 4 + MnSO 4 + H 2 O → MnO 2 + … + …
Identifikujte oxidačné činidlo a redukčné činidlo.
Mn +7 + 3e → Mn +4 │2 redukčná reakcia
Mn +2 − 2e → Mn +4 │3 oxidačná reakcia
Mn +7 (KMnO 4) – oxidačné činidlo, Mn +2 (MnSO 4) – redukčné činidlo
2KMn04 + 3MnS04 + 2H20 → 5Mn02 + K2S04 + 2H2S04
Úloha č.18
Pomocou metódy elektrónovej rovnováhy vytvorte rovnicu pre reakciu:
KNO2 + … + H20 → MnO2 + … + KOH
Identifikujte oxidačné činidlo a redukčné činidlo.
Mn +7 + 3e → Mn +4 │2 redukčná reakcia
N +3 − 2e → N +5 │3 oxidačná reakcia
Mn +7 (KMnO 4) – oxidačné činidlo, N +3 (KNO 2) – redukčné činidlo
3KNO2 + 2KMnO4 + H20 → 2MnO2 + 3KNO3 + 2KOH
Úloha č.19
Pomocou metódy elektrónovej rovnováhy vytvorte rovnicu pre reakciu:
Cr 2 O 3 + … + KOH → KNO 2 + K 2 CrO 4 + …
Identifikujte oxidačné činidlo a redukčné činidlo.
N +5 + 2e → N +3 │3 redukčná reakcia
2Cr +3 − 6e → 2Cr +6 │1 oxidačná reakcia
N +5 (KNO 3) – oxidačné činidlo, Cr +3 (Cr 2 O 3) – redukčné činidlo
Cr203 + 3KNO3 + 4KOH → 3KNO2 +2K2CrO4 + 2H20
Úloha č.20
Pomocou metódy elektrónovej rovnováhy vytvorte rovnicu pre reakciu:
I2 + K2SO3 + ... → K2SO4 + ... + H20
Identifikujte oxidačné činidlo a redukčné činidlo.
I 2 0 + 2e → 2I -1 │1 redukčná reakcia
S +4 - 2e → S +6 │1 oxidačná reakcia
I 2 – oxidačné činidlo, S +4 (K 2 SO 3) – redukčné činidlo
I 2 + K 2 SO 3 + 2 KOH → K 2 SO 4 + 2 KI + H 2 O
Úloha č.21
Pomocou metódy elektrónovej rovnováhy vytvorte rovnicu pre reakciu:
KMnO 4 + NH 3 → MnO 2 + N 2 + … + …
Identifikujte oxidačné činidlo a redukčné činidlo.
Mn +7 + 3e → Mn +4 │2 redukčná reakcia
2N -3 − 6e → N 2 0 │1 oxidačná reakcia
Mn +7 (KMnO 4) – oxidačné činidlo, N -3 (NH 3) – redukčné činidlo
2KMnO4 + 2NH3 → 2Mn02 +N2 + 2KOH + 2H20
Úloha č.22
Pomocou metódy elektrónovej rovnováhy vytvorte rovnicu pre reakciu:
NO 2 + P 2 O 3 + … → NO + K 2 HPO 4 + …
Identifikujte oxidačné činidlo a redukčné činidlo.
N +4 + 2e → N +2 │2 redukčná reakcia
2P +3 - 4e → 2P +5 │1 oxidačná reakcia
N +4 (NO 2) – oxidačné činidlo, P +3 (P 2 O 3) – redukčné činidlo
2NO 2 + P 2 O 3 + 4KOH → 2NO + 2K 2 HPO 4 + H20
Úloha č.23
Pomocou metódy elektrónovej rovnováhy vytvorte rovnicu pre reakciu:
KI + H 2 SO 4 → I 2 + H 2 S + … + …
Identifikujte oxidačné činidlo a redukčné činidlo.
S +6 + 8e → S -2 │1 redukčná reakcia
2I -1 − 2e → I 2 0 │4 oxidačná reakcia
S +6 (H 2 SO 4) – oxidačné činidlo, I -1 (KI) – redukčné činidlo
8KI + 5H2S04 → 4I2 + H2S + 4K2S04 + 4H20
Úloha č.24
Pomocou metódy elektrónovej rovnováhy vytvorte rovnicu pre reakciu:
FeSO4 + ... + H2SO4 → ... + MnSO4 + K2S04 + H20
Identifikujte oxidačné činidlo a redukčné činidlo.
Mn +7 + 5e → Mn +2 │2 redukčná reakcia
2Fe +2 − 2e → 2Fe +3 │5 oxidačná reakcia
Mn +7 (KMnO 4) – oxidačné činidlo, Fe +2 (FeSO 4) – redukčné činidlo
10FeS04 + 2KMnO4 + 8H2S04 → 5Fe2 (S04)3 + 2MnS04 + K2S04 + 8H20
Úloha č.25
Pomocou metódy elektrónovej rovnováhy vytvorte rovnicu pre reakciu:
Na2S03 + … + KOH → K2MnO4 + … + H20
Identifikujte oxidačné činidlo a redukčné činidlo.
Mn +7 + 1e → Mn +6 │2 redukčná reakcia
S +4 − 2e → S +6 │1 oxidačná reakcia
Mn +7 (KMnO 4) – oxidačné činidlo, S +4 (Na 2 SO 3) – redukčné činidlo
Na2S03 + 2KMnO4 + 2KOH → 2K2MnO4 + Na2S04 + H20
Úloha č.26
Pomocou metódy elektrónovej rovnováhy vytvorte rovnicu pre reakciu:
H 2 O 2 + … + H 2 SO 4 → O 2 + MnSO 4 + … + …
Identifikujte oxidačné činidlo a redukčné činidlo.
Mn +7 + 5e → Mn +2 │2 redukčná reakcia
2O -1 − 2e → O 2 0 │5 oxidačná reakcia
Mn +7 (KMnO 4) – oxidačné činidlo, O -1 (H 2 O 2) – redukčné činidlo
5H202 + 2KMnO4 + 3H2S04 → 502 + 2MnSO4 + K2S04 + 8H20
Úloha č.27
Pomocou metódy elektrónovej rovnováhy vytvorte rovnicu pre reakciu:
K2Cr207 + H2S + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + K2SO4 + … + …
Identifikujte oxidačné činidlo a redukčné činidlo.
2Cr +6 + 6e → 2Cr +3 │1 redukčná reakcia
S -2 − 2e → S 0 │3 oxidačná reakcia
Cr +6 (K 2 Cr 2 O 7) – oxidačné činidlo, S -2 (H 2 S) – redukčné činidlo
K2Cr207 + 3H2S + 4H2SO4 → Cr2(SO4)3 + K2S04 + 3S + 7H20
Úloha č.28
Pomocou metódy elektrónovej rovnováhy vytvorte rovnicu pre reakciu:
KMnO 4 + HCl → MnCl 2 + Cl 2 + … + …
Identifikujte oxidačné činidlo a redukčné činidlo.
Mn +7 + 5e → Mn +2 │2 redukčná reakcia
2Cl -1 − 2e → Cl 2 0 │5 oxidačná reakcia
Mn +7 (KMnO 4) – oxidačné činidlo, Cl -1 (HCl) – redukčné činidlo
2KMnO4 + 16HCl → 2MnCl2 + 5Cl2 + 2KCl + 8H20
Úloha č.29
Pomocou metódy elektrónovej rovnováhy vytvorte rovnicu pre reakciu:
CrCl 2 + K 2 Cr 2 O 7 + … → CrCl 3 + … + H20
Identifikujte oxidačné činidlo a redukčné činidlo.
2Cr +6 + 6e → 2Cr +3 │1 redukčná reakcia
Cr +2 − 1e → Cr +3 │6 oxidačná reakcia
Cr +6 (K 2 Cr 2 O 7) – oxidačné činidlo, Cr +2 (CrCl 2) – redukčné činidlo
6CrCl2 + K2Cr207 + 14HCl → 8CrCl3 + 2KCl + 7H20
Úloha č.30
Pomocou metódy elektrónovej rovnováhy vytvorte rovnicu pre reakciu:
K2CrO4 + HCl → CrCl3 + … + … + H20
Identifikujte oxidačné činidlo a redukčné činidlo.
Cr +6 + 3e → Cr +3 │2 redukčná reakcia
2Cl -1 − 2e → Cl 2 0 │3 oxidačná reakcia
Cr +6 (K 2 CrO 4) – oxidačné činidlo, Cl -1 (HCl) – redukčné činidlo
2K2CrO4 + 16HCl → 2CrCl3 + 3Cl2 + 4KCl + 8H20
Úloha č.31
Pomocou metódy elektrónovej rovnováhy vytvorte rovnicu pre reakciu:
KI + … + H 2 SO 4 → I 2 + MnSO 4 + … + H 2 O
Identifikujte oxidačné činidlo a redukčné činidlo.
Mn +7 + 5e → Mn +2 │2 redukčná reakcia
2l -1 − 2e → l 2 0 │5 oxidačná reakcia
Mn +7 (KMnO 4) – oxidačné činidlo, l -1 (Kl) – redukčné činidlo
10KI + 2KMnO4 + 8H2S04 → 5I2 + 2MnSO4 + 6K2S04 + 8H20
Úloha č.32
Pomocou metódy elektrónovej rovnováhy vytvorte rovnicu pre reakciu:
FeSO 4 + KClO 3 + KOH → K 2 FeO 4 + KCl + K 2 SO 4 + H 2 O
Identifikujte oxidačné činidlo a redukčné činidlo.
Cl +5 + 6e → Cl -1 │2 redukčná reakcia
Fe +2 − 4e → Fe +6 │3 oxidačná reakcia
3FeSO4 + 2KClO3 + 12KOH → 3K2FeO4 + 2KCl + 3K2S04 + 6H20
Úloha č.33
Pomocou metódy elektrónovej rovnováhy vytvorte rovnicu pre reakciu:
FeSO 4 + KClO 3 + … → Fe 2 (SO 4) 3 + … + H20
Identifikujte oxidačné činidlo a redukčné činidlo.
Cl +5 + 6e → Cl -1 │1 redukčná reakcia
2Fe +2 − 2e → 2Fe +3 │3 oxidačná reakcia
Cl +5 (KClO 3) – oxidačné činidlo, Fe +2 (FeSO 4) – redukčné činidlo
6FeS04 + KCl03 + 3H2S04 → 3Fe2 (S04)3 + KCl + 3H20
Úloha č.34
Pomocou metódy elektrónovej rovnováhy vytvorte rovnicu reakcie.
Načítava...
